tema 7 puntos de fusión y ebullición calor latente

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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
Ensayos Físico-Químicos
TEMA 7
PUNTOS DE FUSIÓN Y
EBULLICIÓN
CALOR LATENTE
Ciclo Formativo: Laboratorio de Análisis
y Control de Calidad
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
EL CALOR
1. CALOR Y ENERGÍA TÉRMICA.
El calor representa la cantidad de energía que un cuerpo transfiere a otro como consecuencia de
una diferencia de temperatura entre ambos. El tipo de energía que se pone en juego en los fenómenos
caloríficos se denomina energía térmica.
La energía térmica está relacionada con el movimiento o energía cinética de los átomos y las
moléculas de una sustancia. Esta energía cinética depende de la temperatura, que se relaciona con el
movimiento de las partículas.
El calor es la transferencia de energía térmica desde un sistema a otro de menor temperatura.
La energía térmica puede ser generada por reacciones químicas (como en la combustión), reacciones
nucleares (como en la fusión nuclear de los átomos de hidrógeno que tienen lugar en el interior del Sol),
disipación electromagnética (como en los hornos de microondas) o por disipación mecánica (fricción).
Su concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica, según el cual dos cuerpos en contacto
intercambian energía hasta que su temperatura se equilibre.
El calor siempre se transfiere entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo
que se encuentran a diferentes temperaturas y el flujo de calor siempre ocurre desde el cuerpo de
mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia de calor hasta
que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico.
El carácter energético (energía cinética) del calor lleva consigo la posibilidad de transformarlo en
trabajo mecánico. Sin embargo, sólo una fracción de este calor es aprovechable como trabajo útil. El
calor puede aumentar o modificar el estado físico de los cuerpos y puede moverlos o realizar un trabajo.
Aun cuando no sea posible determinar el contenido total de energía calorífica de un cuerpo,
puede medirse la cantidad que se toma o se cede al ponerlo en contacto con otro a diferente
temperatura. Esta cantidad de energía en tránsito de los cuerpos de mayor temperatura a los de menor
temperatura es precisamente lo que se entiende en física por calor.
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Ejemplo 1: intercambio de calor (energía térmica):
Ejemplo 2: intercambio de calor (energía térmica).
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2. LA TEMPERATURA.
Cuando hablamos de calor y temperatura nos apoyamos en la idea intuitiva que nos transmite
nuestro propio cuerpo. Así, esa sensación fisiológica revelada por el tacto, que permite clasificar los
cuerpos en fríos y calientes, da lugar a la idea de temperatura y por extensión a la de calor. Sin embargo,
la física debe buscar sistemas que puedan ser representados en forma numérica, esto es, como
magnitudes o atributos medibles.
La experiencia demuestra que cuando dos cuerpos, uno frío y otro caliente, se ponen en
contacto durante un tiempo prolongado, terminan por alcanzar un estado de equilibrio entre ambos
que se denomina equilibrio térmico. En ese estado no es posible distinguir cuál de ambos está más frío y
cuál más caliente. La propiedad que tienen en común los cuerpos que se encuentran en equilibrio
térmico es precisamente la temperatura.
Junto a la definición anterior, también se suele utilizar otra definición según como obtenemos el
valor de la temperatura, que es: “la temperatura será lo que miden los termómetros”.
Ambas definiciones de temperatura hacen referencia a fenómenos observables y facilitan un
estudio científico de los mismos, pero no explican en qué consiste realmente esa magnitud que,
aparentemente, no mantiene relación alguna con las otras magnitudes de la física como la longitud, la
masa, el tiempo o la fuerza, por ejemplo.
Para poder entender mejor este concepto se desarrolla la teoría cinético-molecular. Esta teoría
admite que las diferentes partículas, átomos y moléculas, que constituyen las sustancias están en
continuo movimiento. En los cuerpos sólidos este movimiento es de vibración en torno a puntos fijos o
de equilibrio. En los gases el movimiento es desordenado y zigzagueante, a consecuencia de los choques
de las moléculas del gas entre sí y con el recipiente que las contiene. En los líquidos, como estado
intermedio, pueden darse ambos tipos de movimientos moleculares.
La teoría cinético-molecular establece que la energía asociada a esos movimientos moleculares
internos es la responsable de los fenómenos caloríficos.
Junto a la definición de la temperatura, basada en nuestro sentido del tacto y apoyada en la
observación de los fenómenos correspondientes, que la presenta como una propiedad que caracteriza
el grado de calor de los cuerpos y rige su transmisión de unos a otros, la teoría cinética propone otra,
compatible con la anterior, pero que ofrece la ventaja de explicar cuál es su naturaleza.
“La temperatura es una medida del nivel de esa agitación térmica o interna de las partículas que
constituyen un cuerpo, nivel expresado por el valor de su energía cinética media”. Cuanto mayor es la
energía media de agitación molecular, tanto mayor es la temperatura que detecta la sensibilidad del
hombre y que miden los termómetros.
A partir de la sensación fisiológica es posible hacerse una idea aproximada de la temperatura a
la que se encuentra un objeto. Pero esa apreciación directa está limitada por diferentes factores; así el
intervalo de temperaturas a lo largo del cual esto es posible es pequeño; además, para una misma
temperatura la sensación correspondiente puede variar según se haya estado previamente en contacto
con otros cuerpos más calientes o más fríos y, por si fuera poco, no es posible expresar con precisión en
forma de cantidad los resultados de este tipo de apreciaciones subjetivas. Por ello para medir
temperaturas se recurre a los termómetros.
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3. ESCALAS TERMOMÉTRICAS.
En muchos materiales o sustancias la variación de la temperatura supone una variación de otra
propiedad medible, de modo que a un valor de temperatura corresponde un valor de esa propiedad.
Ejemplos de esto son: la longitud de una varilla metálica, la resistencia eléctrica de un metal, la presión
de un gas, el volumen de un líquido, la densidad de un líquido, etc. Estas magnitudes cuya variación está
ligada a la de la temperatura se denominan propiedades termométricas, porque pueden ser empleadas
en la construcción de termómetros.
Para definir una escala de temperaturas es necesario elegir una propiedad termométrica que
reúna las siguientes condiciones:
a) La expresión matemática de la relación entre la propiedad y la temperatura debe ser
conocida.
b) La propiedad termométrica debe ser lo bastante sensible a las variaciones de temperatura
como para poder detectar, con una precisión aceptable, pequeños cambios térmicos.
c) El rango de temperatura accesible debe ser suficientemente grande.
Una vez que la propiedad termométrica ha sido elegida, la elaboración de una escala
termométrica o de temperaturas lleva consigo, al menos, dos operaciones; por una parte, la
determinación de los puntos fijos o temperaturas de referencia que permanecen constantes en la
naturaleza y, por otra, la división del intervalo de temperaturas correspondiente a tales puntos fijos en
unidades o grados.
El científico sueco Anders Celsius (1701-1744) construyó por primera vez la escala termométrica
que lleva su nombre. Eligió como puntos fijos el de fusión del hielo y el de ebullición del agua, tras
advertir que las temperaturas a las que se verificaban tales cambios de estado eran constantes a la
presión atmosférica. Asignó al primero el valor 0 y al segundo el valor 100, con lo cual fijó el valor del
grado centígrado o grado Celsius (ºC) como la centésima parte del intervalo de temperatura
comprendido entre esos dos puntos fijos.
En los países anglosajones se pueden encontrar aún termómetros graduados en grado
Fahrenheit (ºF). La escala Fahrenheit difiere de la Celsius tanto en los valores asignados a los puntos
fijos, como en el tamaño de los grados. Así, al primer punto fijo se le atribuye el valor 32 y al segundo el
valor 212.
La escala de temperaturas adoptada por el Sistema Internacional (SI) es la llamada escala
absoluta o Kelvin. En ella el tamaño de los grados es el mismo que en la Celsius, pero el cero de la escala
se fija en el –273,16 º C. Este punto llamado cero absoluto de temperaturas es tal que a dicha
temperatura desaparece la agitación molecular, por lo que, según el significado que la teoría cinética
atribuye a la magnitud temperatura, no tiene sentido hablar de valores inferiores a él. El cero absoluto
constituye un límite inferior natural de temperaturas, lo que hace que en la escala Kelvin no existan
temperaturas bajo cero (negativas).
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Escalas termométricas:
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4. TRANSMISIÓN DEL CALOR.
La transferencia de calor es el proceso por el que se intercambia energía en forma de calor entre
distintos cuerpos, o entre diferentes partes de un mismo cuerpo que están a distinta temperatura. El
calor se transfiere mediante convección, radiación o conducción. Aunque estos tres procesos pueden
tener lugar simultáneamente, puede ocurrir que uno de los mecanismos predomine sobre los otros dos.
Por ejemplo, el calor se transmite a través de la pared de una casa fundamentalmente por
conducción, el agua de una cazuela situada sobre una placa calefactora se calienta en gran medida por
convección, y la Tierra recibe calor del Sol casi exclusivamente por radiación.
4.1. Conducción.
En los sólidos, la única forma de transferencia de calor es la conducción. Si se calienta un
extremo de una varilla metálica, de forma que aumente su temperatura, el calor se transmite hasta el
extremo más frío por conducción. Este mecanismo se debe, en parte, al movimiento de los electrones
libres que transportan energía cuando existe una diferencia de temperatura. Esta teoría explica por qué
los buenos conductores eléctricos también tienden a ser buenos conductores del calor.
∆Q k ⋅ A
=
⋅ (T1 − T2 )
∆t
x
Donde:
∆Q
es el calor transmitido por unidad de tiempo
∆t
k = es la conductividad térmica (también se puede encontrar como λ.
A = área de la superficie de contacto.
(T1 – T2) es la diferencia de temperatura entre el foco caliente y el foco frío.
El factor de proporcionalidad se denomina conductividad térmica del material.
Los materiales como el oro, la plata o el cobre tienen conductividades térmicas elevadas y conducen
bien el calor, mientras que materiales como el vidrio o el amianto tienen conductividades cientos e
incluso miles de veces menores; conducen muy mal el calor, y se conocen como aislantes.
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4.2. Convección.
Si existe una diferencia de temperatura en el interior de un líquido o un gas, es casi seguro que
se producirá un movimiento del fluido. Este movimiento transfiere calor de una parte del fluido a otra
por un proceso llamado convección. El movimiento del fluido puede ser natural o forzado. Si se calienta
un líquido o un gas, su densidad (masa por unidad de volumen) suele disminuir. Si el líquido o gas se
encuentra en el campo gravitatorio, el fluido más caliente y menos denso asciende, mientras que el
fluido más frío y más denso desciende. Este tipo de movimiento, debido exclusivamente a la no
uniformidad de la temperatura del fluido, se denomina convección natural.
Supongamos, por ejemplo, que calentamos un vaso de precipitados lleno de agua. El líquido más
próximo al fondo se calienta por el calor que se ha transmitido por conducción a través del vaso. Al
expandirse, su densidad disminuye y como resultado de ello el agua caliente asciende y parte del fluido
más frío baja hacia el fondo, con lo que se inicia un movimiento de circulación. El líquido más frío vuelve
a calentarse por conducción, mientras que el líquido más caliente situado arriba pierde parte de su calor
por radiación y lo cede al aire situado por encima.
El calentamiento de una habitación mediante un radiador no depende tanto de la radiación
como de las corrientes naturales de convección, que hacen que el aire caliente suba hacia el techo y el
aire frío del resto de la habitación se dirija hacia el radiador. Debido a que el aire caliente tiende a subir
y el aire frío a bajar, los radiadores deben colocarse cerca del suelo (y los aparatos de aire acondicionado
cerca del techo) para que la eficiencia sea máxima. De la misma forma, la convección natural es
responsable de la ascensión del agua caliente y el vapor en las calderas de convección natural, y del tiro
de las chimeneas. La convección también determina el movimiento de las grandes masas de aire sobre
la superficie terrestre, la acción de los vientos, la formación de nubes, las corrientes oceánicas y la
transferencia de calor desde el interior del Sol hasta su superficie.
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4.3. Radiación.
La radiación presenta una diferencia fundamental respecto a la conducción y la convección: las
sustancias que intercambian calor no tienen que estar en contacto, sino que pueden estar separadas. Se
transmite también en el vacio. La radiación es un término que se aplica genéricamente a toda clase de
fenómenos relacionados con ondas electromagnéticas. Algunos fenómenos de la radiación pueden
describirse mediante la teoría de ondas, pero la única explicación general satisfactoria de la radiación
electromagnética es la teoría cuántica que postuló Albert Einstein con el efecto fotoeléctrico: la
radiación se comporta como minúsculos proyectiles llamados fotones.
Todos los cuerpos emiten radiaciones
La contribución de todas las longitudes de onda a la energía radiante emitida se
denomina poder emisor del cuerpo, y corresponde a la cantidad de energía emitida por unidad de
superficie del cuerpo y por unidad de tiempo.
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Además de emitir radiación, todas las sustancias son capaces de absorberla. Por eso, aunque un
cubito de hielo emite energía radiante de forma continua, se funde si se ilumina con una lámpara
incandescente porque absorbe una cantidad de calor mayor de la que emite.
Todos los cuerpos absorben radiación, pero también reflejan parte de ella. Los cuerpos que
absorben las radiaciones, pero reflejan muy pocas, se perciben como oscuros o negros (si no reflejan
ninguna). Por el contrario, los cuerpos que reflejan las radiaciones y absorben muy pocas, se perciben
como claros o blancos (si las reflejan todas).
Las superficies opacas pueden absorber o reflejar la radiación incidente. Generalmente, las
superficies mates y rugosas absorben más calor que las superficies brillantes y pulidas, y las superficies
brillantes reflejan más energía radiante que las superficies mates.
Algunas sustancias, entre ellas muchos gases y el vidrio, son capaces de transmitir grandes
cantidades de radiación. Se observa experimentalmente que las propiedades de absorción, reflexión y
transmisión de una sustancia dependen de la longitud de onda de la radiación incidente. El vidrio, por
ejemplo, transmite grandes cantidades de radiación ultravioleta, de baja longitud de onda, pero es un
mal transmisor de los rayos infrarrojos, de alta longitud de onda. Este hecho, junto con las propiedades
de transmisión del vidrio antes mencionadas, explica el calentamiento de los invernaderos. La energía
radiante del Sol, máxima en las longitudes de onda visibles, se transmite a través del vidrio y entra en el
invernadero. En cambio, la energía emitida por los cuerpos del interior del invernadero,
predominantemente de longitudes de onda mayores, correspondientes al infrarrojo, no se transmiten al
exterior a través del vidrio. Así, aunque la temperatura del aire en el exterior del invernadero sea baja,
la temperatura que hay dentro es mucho más alta porque se produce una considerable transferencia de
calor neta hacia su interior.
Además de los procesos de transmisión de calor que aumentan o disminuyen las temperaturas
de los cuerpos afectados, la transmisión de calor también puede producir cambios de fase, como
la fusión del hielo o la ebullición del agua.
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5. LA ECUACIÓN CALORIMÉTRICA
La experiencia pone de manifiesto que la cantidad de calor tomada (o cedida) por un cuerpo es
directamente proporcional a su masa y al aumento (o disminución) de temperatura que experimenta. La
expresión matemática de esta relación es la ecuación calorimétrica.
Q = c · m · (Tf - Ti)
(1)
donde Q representa el calor cedido o absorbido, m la masa del cuerpo y Tf y Ti las temperaturas final e
inicial respectivamente. Q será positivo si la temperatura final es mayor que la inicial (Tf > Ti) y negativo
en el caso contrario (Tf < Ti).
La letra “c” representa la constante de proporcionalidad correspondiente y su valor es
característico del tipo de sustancia que constituye el cuerpo en cuestión. Dicha constante se denomina
calor específico. Su significado puede deducirse de la ecuación (1). Si se despeja c, de ella resulta:
c=
Q
m ⋅ (T f − Ti )
(2)
El calor específico de una sustancia equivale, por tanto, a una cantidad de calor por unidad de
masa y de temperatura; o en otros términos, es el calor que debe suministrarse a la unidad de masa de
una sustancia dada para elevar su temperatura un grado.
Si se tienen dos recipientes con 1 litro (≈ 1 kg) y 10 litros (≈ 10 kg) de agua que se encuentran a
20 ºC y se quieren calentar a 50 ºC, aunque el incremento de temperatura es el mismo, la cantidad de
calor necesaria para calentar 10 litros de agua es mayor que para calentar 1 litro. Por tanto, la cantidad
de calor almacenada en un cuerpo es proporcional a la masa de ese cuerpo.
La brisa marítima y la brisa terrestre se dan debido al calor específico del agua y de la tierra. El
agua posee uno de los mayores calores específicos, por eso no, solamente tarda más en aumentar su
temperatura pero también tarda más en ceder calor. El aire queda más denso en las cercanías del mar
pues este último tiene la temperatura más baja durante el día (en relación a la temperatura de la tierra),
así surge la llamada brisa marítima. Durante la noche el proceso es al revés. Esa brisa también regula la
temperatura de la Tierra.
Ejemplo:
Calcular la cantidad de calor necesario para elevar una masa de 500 gramos de hierro de 15ºC a 85ºC. El
calor específico del hierro es igual a 0,114 cal/g. ºC.
Solución:
Se la masa del hierro sufre aumento de temperatura el calor es sensible, luego:
Q = m · ce · (tf – ti) = 500 g · 0,114 cal/gºC · (85 – 15)ºC
Q = 500 · 0,114 · 70
Q = 3990 cal
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6. UNIDADES DE CALOR.
La ecuación calorimétrica (1) sirve para determinar cantidades de calor si se conoce la masa del
cuerpo, su calor específico y la diferencia de temperatura, pero además permite definir la caloría como
unidad de calor. Si por convenio se toma el agua líquida como sustancia de referencia asignando a su
calor específico un valor unidad, la caloría resulta de hacer uno el resto de las variables que intervienen
en dicha ecuación.
Una caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar en un grado centígrado (1 ºC) la
temperatura de un gramo de agua. Como esta cantidad es relativamente pequeña se utiliza también la
Kilocaloría, así:
1 kcal = 1000 cal
Esta definición se puede hacer más precisa si se considera el hecho de que el calor específico del
agua varía con la temperatura. En tal caso la elevación de un grado centígrado a la que hace referencia
la anterior definición ha de producirse entre 14,5 y 15,5 ºC a la presión atmosférica.
La caloría no está reconocida en el Sistema Internacional de modo que en muchos países está
prohibido su uso en cualquier documento público o privado
Una vez identificado el calor como una forma de energía la distinción entre unidades de calor y
unidades de energía pierde significado. Así, la unidad de calor en el SI coincide con la de energía y es el
joule - julio (J), habiendo quedado la caloría reducida a una unidad práctica que se ha mantenido por
razones históricas, pero que va siendo progresivamente desplazada por el joule.
El calor puede ser convertido en energía mecánica y viceversa, y como el calor es una forma de
energía, simplemente se estaría comprobando la ley de conservación de la energía, que señala: “La
energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.
La energía mecánica puede convertirse en calor a través del rozamiento, y el trabajo mecánico
necesario para producir 1 caloría se conoce como equivalente mecánico del calor. Joule, tras múltiples
experimentaciones en las que el movimiento de unas palas, impulsadas por un juego de pesas, se
movían en el interior de un recipiente con agua, estableció el equivalente mecánico del calor,
determinando el incremento de temperatura que se producía en el fluido como consecuencia de los
rozamientos producidos por la agitación de las palas:
1 J = 0,239 cal ≈ 0,24 cal
1 cal = 4,184 J
Según la ley de conservación de la energía, todo el trabajo mecánico realizado para producir
calor por rozamiento aparece en forma de energía en los objetos sobre los que se realiza el trabajo.
O sea que cuando hablamos del equivalente mecánico del calor, no es más que una manera de
expresar dos formas de energía que son iguales: la energía calórica (representada en calorías) y la
energía mecánica (representada en Joules). Recordar que 1 kgm = 9,8 J y 1 J = 107 erg.
El BTU, (o unidad térmica británica) es una medida para el calor muy usada en Estados Unidos
de América y países anglosajones. Se define como la cantidad de calor que se debe suministrar a una
libra de agua para aumentar su temperatura en un grado Fahrenheit, y equivale a 252 calorías.
1 BTU = 252 cal
1 cal = 0,00397 BTU ≈ 0,004 BTU
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Cuando el calor se convierte en energía mecánica, como en un motor de combustión interna, la
ley de conservación de la energía también es válida. Sin embargo, siempre se pierde o disipa energía en
forma de calor porque ningún motor tiene una eficiencia perfecta.
El calor de combustión es la razón entre la cantidad de calor (Q) suministrado por determinada
masa (m) de un combustible al ser quemado. Se expresa en J/kg en el sistema internacional. También
podemos encontrar kj/100 g o cal/g o Kcal/100 g.
El valor energético o valor calórico de un alimento es proporcional a la cantidad de energía que
puede proporcionar al quemarse en presencia de oxígeno. Se mide en calorías, que es la cantidad de
calor necesario para aumentar en un grado la temperatura de un gramo de agua. Como su valor resulta
muy pequeño, en dietética se toma como medida la kilocaloría (1 kcal = 1.000 calorías). Las dietas de las
personas adultas contienen entre 1.000 y 5.000 kilocalorías por día.
Cada grupo de nutrientes energéticos –glúcidos, lípidos o proteínas– tiene un valor calórico
diferente y más o menos uniforme en cada grupo. Para facilitar los cálculos del valor energético de los
alimentos se toman unos valores estándar para cada grupo:
- Carbohidratos:
4 Kcal por gramo
- Proteínas:
4 Kcal por gramo
- Grasas:
9 Kcal por gramo
De aquí que los alimentos ricos en grasa tengan un contenido energético mucho mayor que los
formados por glúcidos o proteínas. De hecho, toda la energía que acumulamos en el organismo como
reserva a largo plazo se almacena en forma de grasas.
Recordemos que no todos los alimentos que ingerimos se queman para producir energía, sino
que una parte de ellos se usa para reconstruir las estructuras del organismo o facilitar las reacciones
químicas necesarias para el mantenimiento de la vida. Las vitaminas y los minerales, así como los
oligoelementos, el agua y la fibra se considera que no aportan calorías.
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7. CAPACIDAD CALORÍFICA.
La capacidad calorífica de un cuerpo es la relación entre la cantidad de calor (Q) recibida por un
cuerpo y la variación de temperatura (Δt) que éste experimenta.
Además la capacidad calorífica es una característica de cada cuerpo y representa su capacidad
de recibir o ceder calor variando su energía térmica.
C=
Q
Q
=
→ Q = C ⋅ (T f − Ti )
∆T (T f − Ti )
Expresando así que en un cuerpo dado la cantidad de calor cedido o absorbido es directamente
proporcional a la variación de temperatura. La nueva constante de proporcionalidad C recibe el nombre
de capacidad calorífica:
C=
Q
(T f − Ti )
(4)
y representa la cantidad de calor que cede o toma el cuerpo al variar su temperatura en un grado.
A diferencia del calor específico, la capacidad calorífica es una característica de cada cuerpo y se
expresa en el SI en J/ºK. Su relación con el calor específico resulta de comparar las ecuaciones (1) y (3)
en las que ambas magnitudes están presentes:
C = m · ce
(5)
Es una propiedad extensiva, ya que su magnitud depende, no solo de la sustancia, sino también
de la cantidad de materia del cuerpo o sistema; por ello, es característica de un cuerpo o sistema
particular. Por ejemplo, la capacidad calorífica del agua de una piscina olímpica será mayor que la de un
vaso de agua. En general, la capacidad calorífica depende además de la temperatura y de la presión.
Si se calientan con la misma cantidad de calor dos recipientes con distinta cantidad de agua, se
observa que uno de los recipientes eleva más su temperatura.
Si se realiza el experimento con la misma cantidad de agua y aceite se observa que el aceite
alcanza antes una determinada temperatura que el agua. A esta capacidad que tienen las sustancias de
admitir el calor, unas más rápidamente que otras, se denomina capacidad calorífica.
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8. CALOR ESPECÍFICO.
El calor específico de un cuerpo es el cociente entere la capacidad calorífica de un cuerpo (C) y la
masa (m) de dicho cuerpo.
Además en el calor específico hay que hacer notar que es una propiedad característica de la
sustancia que constituye el cuerpo y no es dependiente de la masa del mismo
c=
C
→ C = m⋅c
m
El calor específico de las sustancias varía con la temperatura, aumentando cuando ésta
aumenta. En los cálculos que realizaremos durante el curso supondremos que no existe variación en
pequeños intervalos de temperatura.
El calor específico del agua es la excepción a esta regla, pues disminuye cuando la temperatura
aumenta en el intervalo de 0 ºC a 35 ºC y aumenta cuando la temperatura es superior a 35ºC.
Las unidades del calor específico en el SI son Julios/kgºK, aunque se siguen utilizando los valores
de cal/gºC o Kcal/KgºC.
Algunos ejemplos de estos valores para ciertas sustancias son los siguientes:
Calor específico
Sustancia
Calor específico
Sustancia
J/KgºK
cal/gºC
J/KgºK
cal/gºC
Aluminio
887
0,212
Vidrio
833
0,199
Cobre
389
0,093
Arena
837
0,20
Hierro
473
0,113
Hielo
2301
0,55
Mercurio
138
0,033
Agua
4184
1,00
Plata
251
0,060
Alcohol
2427
0,58
Latón
393
0,094
Lana de vidrio
0,377
0,00009
Agua de mar
3954
0,945
Aire
0,022
0,0000053
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9. CALORIMETRÍA.
La calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir la cantidad de calor generada en
ciertos procesos físicos o químicos. Puede medir el calor de una reacción química, el calor producido en
un cambio de estado o el calor intercambiado en un proceso.
Todas las determinaciones y cálculos en calorimetría se fundamentan en los siguientes
principios:
•
1er Principio: cuando 2 ó más cuerpos con temperaturas diferentes son puestos en
contacto, ellos intercambian calor entre sí hasta alcanzar el equilibrio térmico. Por
tanto, considerando un sistema térmicamente aislado, “la cantidad de calor recibida por
unos es igual a la cantidad de calor cedida por otros”. El cuerpo frío se caliente y el
cuerpo caliente se enfría hasta alcanzar el equilibrio.
•
2º Principio: “la cantidad de calor recibida por un sistema durante una transformación
es igual a la cantidad de calor cedida por él en la transformación inversa”. La cantidad
de calor recibida por el cuerpo frío es igual a la cedida por el cuerpo caliente.
De acuerdo con el principio de conservación de la energía, suponiendo que no existen pérdidas,
cuando dos cuerpos a diferentes temperaturas se ponen en contacto, el calor tomado por uno de ellos
ha de ser igual en cantidad al calor cedido por el otro.
Para todo proceso de transferencia calorífica que se realice entre dos cuerpos puede escribirse
entonces la ecuación:
Q1 = – Q2
en donde el signo (–) indica que en un cuerpo el calor se cede, mientras que en el otro se toma como
positivo (+).
Recurriendo a la ecuación calorimétrica, la igualdad anterior puede escribirse en la forma:
m1 · c1 · (Te - T1) = – m2 · c2 · (Te - T2)
(6)
donde el subíndice 1 hace referencia al cuerpo frío y el subíndice 2 al caliente. La temperatura Te en el
equilibrio será superior a T1 e inferior a T2.
La anterior ecuación indica que si se conocen los valores del calor específico, midiendo
temperaturas y masas, es posible determinar cantidades de calor.
Ley fundamental de la calorimetría:
Un sistema aislado compuesto por “n” cuerpos, a diferentes temperaturas evoluciona espontáneamente
hacia un estado de equilibrio en el que todos los cuerpos tienen la misma temperatura.
Los calores intercambiados y sumados con sus signos correspondientes deben ser igual a cero:
∑Q
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i
=0
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9.1. El calorímetro.
El aparato que se utiliza en las determinaciones calorimétricas se denomina calorímetro. Un
calorímetro ordinario consta de un recipiente de vidrio aislado térmicamente del exterior por un
material apropiado. Una tapa cierra el conjunto y dos pequeños orificios realizados sobre ella dan paso
al termómetro y al agitador, los cuales se sumergen en un líquido llamado calorimétrico, que es
generalmente agua.
Cuando un cuerpo a diferente temperatura que la del agua se sumerge en ella y se cierra el
calorímetro, se produce una cesión de calor entre ambos hasta que se alcanza el equilibrio térmico. El
termómetro permite leer las temperaturas inicial y final del agua y con un ligero movimiento del
agitador se consigue una temperatura uniforme. Conociendo el calor específico y la masa del agua
utilizada, mediante la ecuación calorimétrica se puede determinar la cantidad de calor cedida o
absorbida por el agua.
También se puede medir el calor latente que es la energía absorbida o desprendida por una
sustancia al cambiar de un estado a otro, como en el caso de un líquido a sólido y viceversa. Como
también podemos medir el calor de una reacción química o el calor de disolución de un compuesto.
En este tipo de medidas han de tomarse las debidas precauciones para que el intercambio de
calor en el calorímetro se realice en condiciones de suficiente aislamiento térmico. Si las pérdidas son
considerables no será posible aplicar la ecuación de conservación Q1 = – Q2 y si ésta se utiliza los
resultados estarán afectados de un importante error.
La ecuación (6) puede aplicarse únicamente a aquellos casos en los cuales el calentamiento o el
enfriamiento del cuerpo problema no lleva consigo cambios de estado físico (de sólido a líquido o
viceversa, por ejemplo). A partir de ella y con la ayuda del calorímetro es posible determinar también el
calor específico del cuerpo si se conocen las temperaturas T1, T2 y Te, las masas m1 y m2 y el calor
específico del agua.
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10. MÉTODOS DE DETERMINACIONES CALORIMÉTRICAS.
10.1. Determinación del equivalente en agua de un calorímetro.
Cuando un líquido contenido en un calorímetro recibe calor (energía) la absorbe, pero también
la absorben las paredes del calorímetro. Lo mismo sucede cuando pierde energía. Esta intervención del
calorímetro en el proceso se representa por su equivalente en agua: su presencia equivale a añadir al
líquido que contiene los gramos de agua que asignamos a la influencia del calorímetro y que llamamos
"equivalente en agua". El "equivalente en agua" viene a ser "la cantidad de agua que absorbe o
desprende el mismo calor que el calorímetro".
Para calcular el equivalente en agua de un calorímetro dado procedemos de la siguiente
manera:
1) Medidos con la probeta 100 c.c de agua (100 g), la vertemos en un vaso de precipitados y
calentamos hasta su temperatura de ebullición. Dejamos hervir el agua y anotamos la
temperatura de ebullición. Supongamos ese valor de 99 ºC.
2) Echamos 100 g de agua en el calorímetro y esperamos a que se alcance el equilibrio con el
calorímetro. Anotamos la temperatura de equilibrio: supongamos 18 ºC.
3) Añadimos el agua caliente al calorímetro y anotamos la temperatura que se alcanza y se
mantiene unos instantes antes de que empiece a descender. Resultado 54 ºC.
Para los cálculos procedemos como sigue:
– ΔQperdido = + ΔQ ganado
Utilizando la ecuación calorimétrica: Q = m · ce · Δt
m = masa en kg
ce = calor específico en J/kgºK
Δt = incremento temperatura = (tf – ti) en ºK
Así:
–ΔQperdido = – magua caliente · ce (agua) · (tequilibrio – tinicial) = – 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 99) ºK
+ΔQganado = Qganado agua + Qganado calorímetro = magua fría · ce (agua) · (te – ti) + mequivalente agua calorímetro · ce (agua) · (te – ti)
+ΔQganado = 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 18) ºK + mequivalente agua · 4184 J/kgºK · (54 – 18) ºK
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Igualando ambas ecuaciones:
– ΔQperdido = + ΔQ ganado
– 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 99)ºK = 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 18) ºK + mequiv · 4184 J/kgºK · (54 – 18)ºK
Despejando el valor de mequivalente agua calorímetro = 0,025 kg = 25 gramos
Podemos encontrar el valor del equivalente en agua como “k” o “A” en muchos problemas.
Usar este calorímetro supone que debemos calentar las paredes, el termómetro y el agitador y que todo
ello equivale a calentar 25 g de agua, siempre que el calorímetro se use con el mismo termómetro y el
mismo agitador.
10.2. Determinación del calor específico de un sólido.
El calor específico de un cuerpo puede determinarse mediante el calorímetro. Dado que éste es
un atributo físico característico de cada sustancia, la comparación del valor obtenido con los de una
tabla de calores específicos puede ayudar a la identificación de la sustancia en cuestión.
Ejemplo:
Se pretende identificar el metal del que está formado un sólido. Primero se determina su masa,
que es de 25 gramos. A continuación se calienta al «baño María», hasta alcanzar los 85 ºC de
temperatura. Se introduce en el interior de un calorímetro con 50 g de agua a 16,5 ºC. Al cabo de un
cierto tiempo y tras utilizar varias veces el agitador, la columna del termómetro del calorímetro deja de
subir señalando una temperatura de equilibrio de 19 ºC. ¿De qué metal puede tratarse?
NOTA: suponemos mismo calorímetro ejercicio anterior cuyo equivalente en agua k = 25 gramos.
Según la ecuación conservación de la energía: calor tomado calorímetro = - calor cedido sólido
Q1 = - Q2
(magua + kequivalente agua calorímetro) · cagua · (te – Ti) = – msólido · cespecífico sólido · (te - ti)
Sustituyendo valores en la ecuación anterior, se tiene:
(0,050 + 0,025) kg · 4184 J/kgºK · (19 - 16,5)ºK = - 0,025kg · ce · (19 - 85)ºK
Operando y despejando ce resulta: ce = 475 J/kgºK
Este calor específico es casi igual al que se indica en la tabla para el hierro y podría ser este metal.
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10.3. Determinación del calor de disolución.
Al disolver determinadas sustancias en agua se produce un desprendimiento de calor.
La cantidad de calor desprendida al disolver 1 mol de sustancia se denomina calor de disolución.
Para calcular el calor de disolución nos basaremos en que el calor que se desprende en la
disolución es absorbido por el agua, manifestándose en un aumento de temperatura.
Esta determinación la realizaremos en un calorímetro teniendo en cuenta también el
equivalente en agua del mismo.
Ejemplo:
Determinación del calor de disolución del NaOH
1) Tomar 200 gramos de agua destilada en un calorímetro y anotar su temperatura (ti)
cuando hayan pasado unos 5 minutos y se haya estabilizado: ti = 19 ºK
2) Pesar en la balanza 20,0 gramos de NaOH en lentejas y verterlos en el calorímetro con
agua agitando constantemente.
3) Anotar la temperatura máxima que haya alcanzado el sistema (te), te = 43 ºK
El calor absorbido por el agua más el calorímetro:
Según conservación de la energía: calor tomado calorímetro = - calor cedido disolución
Qabsorbido = - Qdisolución
Qabsob = (magua + Kequivalente calor) · ce · (te – ti)
Qabsorb = (0,200 + 0,025) kg · 4184 J/kgºK · (43 – 19) ºK = 22593,6 J
El calor de disolución:
Qd =
Qabsorb
22593,6
=
= 45187,2 Julios / mol
moles disueltos 20,0
40,0
También podría expresarse el calor de disolución como Julio/gramo
Qd =
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Q
gramos disueltos
=
22593,6
= 1129,7 Julios / gramo
20,0
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CAMBIOS DE ESTADO
1. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.
La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas
las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse en los tres
estados, tal es el caso del agua.
La mayoría de las sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las
sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado
gaseoso:
Los sólidos: tienen forma y volumen constantes. Se caracteriza por la rigidez y la regularidad de
sus estructuras.
Los líquidos: no tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas
propiedades muy específicas con características de los líquidos.
Los gases: no tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de
volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.
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1.1. El estado sólido.
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las
partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan
posiciones casi fijas.
En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de
posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una
regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.
Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas:
A) BAJA TEMPERATURA:
A) ALTA TEMPERATURA:
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1.2. El estado líquido.
Los líquidos, al igual que los sólidos tienen volumen constante. En los líquidos las partículas
están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de
un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto,
por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los
contiene. También se explican las propiedades como la fluidez y la viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado. Al aumentar la temperatura aumenta la
movilidad de las partículas (su energía).
A) BAJA TEMPERATURA:
A) ALTA TEMPERATURA:
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1.3. El estado gaseoso.
Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen
tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas a las partículas son muy pequeñas.
En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del
recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansión y compresión que presentan los
gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible.
La compresibilidad tiene un límite. Si se reduce mucho el volumen en que se encuentra
confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura de las partículas se mueven
más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión.
A) BAJA TEMPERATURA:
B) ALTA TEMPERATURA:
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2. CAMBIOS DE ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.
Los cambios de estados de agregación de la materia se pueden producir de dos formas:
1.
Cambiando la temperatura a la que se encuentra una sustancia:
a. Si calentamos y damos energía, las partículas disminuyen sus fuerzas de cohesión,
aumenta la energía de vibración y pierde fortaleza la estructura más o menos rígida
que poseen. El conjunto de partículas que forman dicha sustancia se desordena. Se
dice que son cambios de estado progresivos:
+ Tª
+ energía de vibración de las partículas
+ movilidad de partículas
+ desorden
• Fusión.
• Vaporización.
• Sublimación.
b. Si enfriamos quitamos energía y las partículas se mantienen más cerca, aumentan
sus fuerzas de cohesión y el sistema se ordena: cambios de estado regresivos:
• Condensación.
• Solidificación:
• Sublimación regresiva.
– Tª
2.
– energía de vibración de las partículas
– movilidad de partículas
– desorden
Cambiando la presión a la que se encuentra una sustancia.
a. Si disminuimos la presión el sistema tiende a desordenarse ya que no se favorece el
acercamiento de las partículas, disminuyen las fuerzas de cohesión y se favorece un
cambio de estado progresivo (fusión, vaporización, sublimación).
• Fusión.
• Vaporización.
• Sublimación.
b. Si aumentamos la presión se favorece el acercamiento de las partículas lo que
produce un acercamiento de las fuerzas de cohesión y una tendencia a los cambios
de estado regresivos.
• Condensación.
• Solidificación.
• Sublimación regresiva.
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3. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA.
En física se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de
agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados más estudiados y comunes son
el sólido, el líquido y el gaseoso (también hay otro estado de plasma no estudiado en este tema).
•
La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido.
o
•
La vaporización el cambio de estado de líquido a gas.
o
•
Contrariamente la licuación o condensación es el cambio inverso, de gas a líquido.
La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas.
o
•
Por el contrario la solidificación o congelación es el cambio inverso, de líquido a sólido.
El cambio inverso recibe el nombre de sublimación regresiva.
La ionización es el cambio de estado de un gas a plasma (no estudiado en este tema).
o
En caso contrario, se le llama desionización.
Además de la temperatura, la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.
En el siguiente cuadro pueden observarse los cambios de estado que se producen en función de
la absorción o cesión de energía. Progresivos a la izquierda y regresivos a la derecha.
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En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos
que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las
condiciones en que se encuentran.
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3.1. Cambio de estado progresivo: fusión.
Este proceso se ve favorecido por el aumento de temperatura y la disminución de la presión.
Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe
el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para
fundirse.
Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua
pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.
En el estado sólido las partículas están ordenadas y se mueven oscilando alrededor de sus
posiciones. A medida que calentamos el líquido, las partículas ganan energía y se mueven más deprisa,
pero conservan sus posiciones.
Cuando la temperatura alcanza el punto de fusión la velocidad de las partículas es lo
suficientemente alta para que algunas de ellas puedan vencer las fuerzas de atracción del estado sólido
y abandonan las posiciones fijas que ocupan. La estructura cristalina se va desmoronando poco a poco.
Durante todo el proceso de fusión del sólido la temperatura se mantiene constante.
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3.2. Cambio de estado progresivo: vaporización.
Este proceso se ve favorecido por el aumento de temperatura y la disminución de la presión.
Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización.
Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su
interior, se denomina ebullición.
También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto
de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.
Vaporización
Ebullición
En el estado líquido las partículas están muy próximas, moviéndose con libertad y de forma
desordenada. A medida que calentamos el líquido, las partículas se mueven más rápido y la temperatura
aumenta. En la superficie del líquido se da el proceso de vaporización, algunas partículas tienen la
suficiente energía para escapar. Si la temperatura aumenta, el número de partículas que se escapan es
mayor, es decir, el líquido se evapora más rápidamente.
Cuando la temperatura del líquido alcanza el punto de ebullición, la velocidad con que se
mueven las partículas es tan alta que el proceso de vaporización, además de darse en la superficie, se
produce en cualquier punto del interior, formándose las típicas burbujas de vapor, que suben a la
superficie. En este punto la energía comunicada por la fuente de calor se invierte en lanzar a las
partículas al estado gaseoso, y la temperatura del líquido no cambia.
En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente, ocupando mucho más
espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de agua, la energía la absorben las partículas y
ganan velocidad, por lo tanto la temperatura sube.
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3.3. Cambio de estado progresivo: sublimación.
Este proceso se ve favorecido por el aumento de de temperatura y la disminución de la presión.
Es un proceso poco frecuente a la temperatura y presiones ordinarias, aunque algunas
sustancias como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin
necesidad de pasar por la fase intermedia de líquido. A tal fenómeno se le denomina sublimación.
Los sólidos tienen presiones de vapor características que oscilan con la temperatura como
sucede con líquidos. Aumentando la temperatura, aumenta también la presión de vapor del sólido. Hay
sólidos que a ciertas temperaturas y presiones pueden convertirse directamente de estado sólido a
vapor, sin pasar por el estado líquido.
Por ejemplo, la purificación del yodo, azufre, naftaleno o ácido benzoico resultan muy viables
por sublimación, debido a que las presiones de vapor de estos sólidos tienen valores bastante elevados.
Los olores característicos de muchas sustancias sólidas, como las nombradas, son debido a que
estas sustancias tienen una presión de vapor apreciable a temperatura ambiente. Otro ejemplo es el
más común para ilustrar sublimación es a través de hielo seco, que es el nombre común que se le da al
CO2 sólido. Cuando el hielo seco se expone al aire, éste comienza a sublimar (se convierte en vapor).
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3.4. Cambio de estado regresivo: solidificación.
Este proceso se ve favorecido por la disminución de la temperatura y el aumento de la presión.
La solidificación es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia de
líquido a sólido producido por una disminución en la temperatura o por una compresión o aumento de
la presión sobre la sustancia.
Es el proceso inverso a la fusión, y sucede a la misma temperatura. El estado líquido cede calor.
Al ceder su calor, su temperatura disminuye, así como el estado de movimiento de las moléculas. Esta
disminución del movimiento molecular hace que las conexiones entre moléculas se vuelvan más
intensas, lo que caracteriza al estado sólido.
Ejemplo de esto es cuando colocamos en el congelador agua, como la temperatura es muy baja
las moléculas pierden movilidad y energía lo que hace que se organicen en cristales hasta convertirse en
hielo sólido.
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3.5. Cambio de estado regresivo: condensación.
Este proceso se ve favorecido por la disminución de la temperatura y el aumento de la presión.
La condensación es el proceso inverso al de evaporación o vaporización. Al bajar la temperatura
del gas, éste empieza a perder energía y velocidad en sus moléculas. Éstas están más juntas por lo que
pueden establecer uniones moleculares pasando al estado líquido.
En la naturaleza se da el proceso de la condensación de vapor de agua al bajar la temperatura,
por ejemplo, con el rocío en la madrugada. El vapor sólo se condensa en una superficie cuando la
temperatura de dicha superficie es menor que la temperatura del vapor. Durante este proceso la
molécula de agua libera energía en forma de calor, esto tiene parte de la responsabilidad de la
sensación de temperatura mayor en un ambiente muy cálido y muy húmedo: la humedad que condensa
en nuestra piel nos está transmitiendo un calor adicional. Adicionalmente, esta humedad hace inútil el
proceso natural de refrigeración por sudor y evaporación. La temperatura ambiental también aumenta
ligeramente.
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3.6. Cambio de estado regresivo: sublimación regresiva.
Este proceso se ve favorecido por la disminución de la temperatura y el aumento de la presión.
Es el proceso inverso a la sublimación progresiva, es decir, el paso directo de gas a sólido. Por
ejemplo, cuando se producen vapores al calentarse cristales de yodo y luego se pone sobre ellos un
objeto que está muy frío; entonces, los vapores se transformarán nuevamente en cristales de yodo.
Cualquier sustancia pura puede sublimarse, esto es debido a condiciones de presiones
superiores y temperaturas inferiores a la que se produce dicha transición. En la naturaleza la
sublimación inversa se observa en la formación de la nieve o de la escarcha de los parabrisas al
amanecer.
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4. CALOR Y LOS CAMBIOS DE ESTADO.
4.1. Fusión y solidificación.
Cuando se le comunica calor a un sólido cristalino, su temperatura aumenta progresivamente y
al alcanzar un determinado valor se produce la transición o cambio de fase del estado sólido al líquido
que denominamos fusión. Si las condiciones de presión exterior se mantienen constantes, el cambio de
fase se verifica a una temperatura fija o punto de transición entre ambos estados, que se mantiene
constante hasta que el sólido se ha fundido totalmente.
El calor que debe suministrarse a la unidad de masa de un sólido para convertirlo en líquido a la
temperatura de fusión se denomina calor de fusión Qf. En el agua Qf vale 80 cal/g o su equivalente en
unidades S.I.: 3,34 · 105 J/kg.
A nivel molecular la fusión se produce como consecuencia del derrumbamiento de la estructura
cristalina. El incremento de temperatura da lugar a un aumento en la amplitud de las vibraciones de las
partículas en la red, que termina por romper los enlaces y producir la fusión. Una vez que se alcanza la
energía de vibración correspondiente a la temperatura de fusión, el calor recibido se emplea en romper
nuevos enlaces, de ahí que se mantenga constante la temperatura durante el proceso.
La solidificación es la transición de líquido a sólido que se produce de forma inversa a la fusión,
con cesión de calor. Cualquiera que sea la sustancia considerada el punto o temperatura de transición
entre dos estados o fases de la materia es el mismo independientemente del sentido de la
transformación. La disminución progresiva de la temperatura del líquido hace que en las proximidades
del punto de solidificación las fuerzas de enlace vayan imponiendo progresivamente su orden
característico.
4.2. Vaporización y condensación.
Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una
sustancia de la fase líquida a la fase de vapor o fase gaseosa. La condensación es la transición de sentido
contrario. Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación
afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido.
Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace
que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire
como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su
evaporación.
El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una
temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su
superficie. Esta forma tumultuosa de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un
líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea
ésta.
Todo proceso de vaporización implica la absorción de calor por parte del líquido respecto del
entorno. La cantidad de calor necesaria para transformar la unidad de masa de un líquido en vapor, a la
temperatura de ebullición, se denomina calor de vaporización Qv. En el agua Qv vale 540 cal/g o, en
unidades S.I.: 22,57 · 105 J/kg.
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo las condiciones
que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la
vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de
un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su
condensación.
En términos moleculares, tanto el aumento de presión como la disminución de la temperatura
del vapor reducen la distancia media de las moléculas y hacen posible su unión.
4.3. Sublimación progresiva y regresiva.
Aunque es un fenómeno poco frecuente a la temperatura y presión ordinaria, algunas sustancias
como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin necesidad de pasar
por la fase intermedia de líquido. A tal fenómeno se le denomina sublimación.
La transición o cambio de estado de sentido inverso se denomina de igual manera, por ello a
veces se distinguen ambas llamando a la primera sublimación progresiva y a la segunda sublimación
regresiva.
En principio, cualquier sustancia pura puede sublimarse, pero debido a las condiciones de bajas
presiones y temperaturas a las que es posible esta transición, el fenómeno sólo es reproducible, para la
mayor parte de las sustancias, en el laboratorio.
Al igual que la fusión y la vaporización, también la sublimación (progresiva) absorbe una
determinada cantidad de calor. Se denomina calor de sublimación Qs a la cantidad de calor necesaria
para sublimar la unidad de masa de una sustancia. Se expresa en cal/g o en J/kg.
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5. FASES DEL CAMBIO DE ESTADO.
Utilizaremos como ejemplo los cambios de estado del agua desde el estado sólido hasta el
estado gaseoso.
Si disponemos de un vaso de hielo triturado a una temperatura de -20 ºC y comenzamos a
calentar el vaso con una fuente de calor constante observamos:
-
Primera fase. Recta AB. Partiendo de -20ºC notaremos un calentamiento progresivo y
regular del hielo en su estado sólido.
-
Segunda fase. Recta BC. Cuando la temperatura del hielo alcanza los 0 ºC observamos
que aparecen gotas de agua líquida, comenzando la fusión, aunque durante esta fase
la temperatura permanece constante debido a que la aportación de calor se utiliza en
fundir el hielo. La temperatura que marca el termómetro durante este proceso se
denomina PUNTO DE FUSIÓN.
-
Tercera fase. Recta CD. Cuando se ha fundido todo el hielo comienza a elevarse la
temperatura de una forma proporcional. La temperatura aumenta hasta los 100 ºC.
-
Cuarta fase. Recta DE. Al alcanzar la temperatura de los 100 ºC comienzan a formarse
pequeñas burbujas de vapor de agua. Durante esta fase la temperatura permanece
constante y el proceso se denomina EBULLICIÓN.
-
Quinta fase. Recta EF. Si todo el vapor producido durante el proceso de ebullición se
hubiera recogido y se siguiera calentando el proceso seguiría la línea EF. Este vapor
recibe el nombre de VAPOR SOBRECALENTADO.
Indicar que el calor suministrado puede ser:
CALOR SENSIBLE: cuando el calor aumenta la temperatura.
CALOR LATENTE: cuando el calor se utiliza en hacer el cambio de estado y la temperatura
permanece constante.
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6. FUSIÓN Y SOLIDIFICACIÓN. LEYES CARACTERÍSTICAS.
La temperatura a la que se funden los sólidos cristalinos cuando se les suministra calor a la
presión de 1 atmósfera se denomina temperatura normal de fusión.
El proceso inverso a la fusión se denomina solidificación y las leyes que rigen estos procesos se
basan en:
-
Una sustancia sólida comienza a fundirse siempre a la misma temperatura bajo una
misma presión.
-
Una sustancia líquida comienza a solidificarse siempre a la misma temperatura bajo
una misma presión.
-
Las temperatura de fusión y solidificación son iguales, permaneciendo constantes
durante todo el proceso.
Existen muchas sustancias, principalmente orgánicas, que al alcanzar la temperatura de fusión
comienzan a descomponerse y por lo tanto si enfriamos no vuelven a su forma original sólida. Como
ejemplo, el azúcar de mesa si lo derretimos forma una sustancia que se denomina “caramelo”, pero al
enfriarlo no vuelve a su forma cristalina de azúcar.
6.1. Calor latente de fusión.
La cantidad de calor por unidad de masa que ha de suministrarse a una sustancia en su punto de
fusión se denomina CALOR LATENTE DE FUSIÓN.
El calor latente de fusión del agua es de 80 cal/g, lo que significa que para fundir 1 g. de hielo se
necesitarán 80 calorías. En el sistema internacional 3,34 · 105 J/kg.
La cantidad de calor necesaria para el cambio de sólido a líquido se calcula como
Q = m · Lf
Donde Lf es el calor latente en calorías/g y m la masa a fundir.
6.2. Puntos de fusión.
El punto de fusión o temperatura de fusión es una constante que sirve para identificar
sustancias, sirviendo también para ver la pureza de un sólido. A diferencia del punto de ebullición, el
punto de fusión es relativamente insensible a la presión y, por tanto, pueden ser utilizados para
caracterizar compuestos orgánicos y comprobar su pureza.
El punto de fusión de una sustancia pura es siempre más alto que el de la sustancia con
impurezas. Cuanto más impurezas, más bajo punto de fusión. Esta característica puede ser utilizada en
el control de calidad de las sustancias.
En la mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero esto no
siempre es así: por ejemplo, el agar se derrite a los 85 ºC y se solidifica sobre los 45 ºC.
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7. VAPORIZACIÓN Y CONDENSACIÓN. LEYES CARACTERÍSTICAS.
Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una
sustancia de fase líquida a fase vapor o gaseosa. La condensación es la transición de sentido contrario.
Las leyes que rigen estos procesos se basan en que:
-
Una sustancia líquida comienza a hervir siempre a una temperatura constante bajo
una misma presión.
-
Una sustancia líquida comienza a condensarse siempre a una temperatura constante
bajo una misma presión.
-
Las temperatura de ebullición y condensación son iguales, permaneciendo constantes
durante todo el proceso.
Tanto la vaporización como la condensación están influenciadas por la presión. Así, la
disminución de la presión facilita la vaporización, la compresión del vapor favorece la condensación.
7.1. Calor latente de vaporización.
Todo proceso de vaporización implica la absorción de calor por parte del líquido respecto del
entorno. La cantidad de calor necesaria para transformar la unidad de masa de un líquido en vapor, a la
temperatura de ebullición, se denomina calor latente de vaporización.
En calor latente de vaporización del agua es de 539 cal/g o, en unidades S.I.: 22,57.105 J/kg.
La cantidad de calor necesaria para el cambio de estado de sólido a líquido se calcula como:
Q = m · Le
Donde Le = el calor latente de vaporización y m la masa a evaporar.
7.2. Punto de ebullición.
El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado líquido a
gaseoso. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto de ebullición es la temperatura a la cual la
presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodea al líquido. En esas condiciones se
puede formar vapor en cualquier punto del líquido.
La temperatura de una sustancia o cuerpo es una medida de la energía cinética de las moléculas.
A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la
superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de
energía constituye un trabajo (intercambio de calor) que da lugar al aumento de la entropía del sistema
(tendencia al desorden de las partículas que lo componen).
El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas
intermoleculares de esta sustancia.
El punto de ebullición es característico de cada sustancia a una temperatura y presión
determinadas. El punto de ebullición de una sustancia pura es siempre más bajo que el de la sustancia
con impurezas. Cuanto más impurezas, más alto punto de fusión. Esta característica puede ser utilizada
en el control de calidad de las sustancias.
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
7.3. Variación de la temperatura de ebullición con la presión.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la
presión atmosférica. Como el punto de ebullición depende de la presión atmosférica, éste variará al
modificarse la presión.
En todas las tablas encontramos la temperatura de ebullición de un líquido a la presión de una
atmósfera = 760 mm de Hg, pero en ocasiones es necesario conocer la temperatura de ebullición a una
presión distinta a 760 mm de Hg, por ejemplo para hacer una separación de una mezcla por destilación.
Puntos de ebullición del agua y su variación con la presión.
Presión
Teb
Presión
Teb
Presión
Teb
Presión
Teb
1491 mm
120 ºC
760 mm
100 ºC
355 mm
80 ºC
74,4 mm
20 ºC
7.4. Calores latentes de vaporización y fusión de algunas sustancias.
Fusión
Sustancia
Acido Clorhídrico
Ácido nítrico
Ácido sulfúrico
Agua
Aluminio
Anhídrido carbónico
Amoniaco
Azufre
Bario cloruro
Bromo
Calcio cloruro
Cinc
Cobre
Estaño
Fósforo
Hidrógeno peróxido
Hierro (fundición)
Mercurio
Níquel
Oro
Plata
Plata nitrato
Platino
Plomo
Potasio cloruro
Potasio hidróxido
Sodio cloruro
Sodio hidróxido
Sodio nitrato
Tª fusión
ºC
-114
-47,0
10,35
0,0
658,0
-56,2
-75,0
119,0
959,0
-7,3
774,0
419,0
1083,0
232,0
44,2
1,7
1330,0
-39,0
1435,0
1064,0
961,0
208,0
1755,0
327,0
772,3
360,4
804,0
318,4
333,0
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Ebullición
Lf · 103 (J/kg)
Sustancia
58,6
40,2
100,5
333,7
321,5
189,7
452,2
55,3
115,1
67,9
227,3
117,7
175,9
58,6
21,0
310,2
33,1
11,7
309,0
66,2
88,0
74,1
113,9
24,3
310,2
119,8
519,2
167,5
189,7
Acetona
Ácido acético
Ácido bromhídrico
Ácido clorhídrico
Ácido nítrico
Ácido sulfúrico
Agua
Alcohol etílico
Anhídrido carbónico
Anhídrido sulfúrico
Amoniaco
Benceno
Bromo
Carbono sulfuro
Carbono tetraclor.
Cloroformo
Etileno óxido
Éter etílico
Fósforo
Glicol
Hidrógeno
Iodo
Mercurio
Naftaleno
Nitrógeno
Oxígeno
Propano
Tetracloroetano
trementina
Tª ebullic.
ºC
56,1
118,3
-70
-84,3
86,0
326,0
100,0
78,3
-60,0
53,0
33,4
80,2
63,0
46,2
76,7
61,5
13,0
34,6
287,0
197,0
-258,2
184,0
356,5
218,0
-195,5
-182,9
20,0
145,0
156,0
Lv · 103 (J/kg)
521,3
405,3
203,9
413,2
481,1
510,8
2259,2
854,1
365,1
496,1
140,0
394,8
193,0
352,1
194,3
247,0
582,0
351,7
544,3
799,7
452,2
100,5
295,6
316,1
199,3
213,5
349,2
230,7
287,2
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
8. PROPIEDADES COLIGATIVAS.
En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que
dependen únicamente de la concentración.
Estas propiedades están muy relacionadas con el cambio de ciertas propiedades físicas en los
disolventes cuando añadimos a éstos una determinada cantidad de un soluto no volátil.
Las propiedades que varían son:
-
Descenso de la presión de vapor.
-
Punto de ebullición (aumento ebulloscópico).
-
Punto de congelación (descenso crioscópico).
-
Aparición de la presión osmótica.
Estas cuatro propiedades no variarían o no aparecerían si no se agregara el soluto a un
disolvente puro. Las moléculas de soluto interaccionan o interfieren en el normal movimiento de las
moléculas de disolvente afectando a las propiedades indicadas.
Generalmente la expresión de la concentración de estas disoluciones se realiza como
“molalidad” = moles de soluto por kilogramo de disolvente. Con esta forma de expresión de la
concentración no se tienen en cuenta las variaciones en el volumen de la disolución debido a la
temperatura (densidad).
Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra
propiedad de los solutos. Son función del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el
efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente.
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8.1. Presión de vapor.
Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación
afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido.
Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace
que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire
como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su
evaporación.
La velocidad de evaporación depende de la sustancia que se evapora, la superficie de
evaporación, el vapor que rodea a la superficie de evaporación y la temperatura.
Si destapamos un frasco de acetona, observaremos que se evapora muy rápidamente, debido al
proceso de evaporación y en este caso no es necesario que el líquido hierva para que se evapore
completamente.
La presión de vapor es la presión a la que a cada temperatura las fases líquida y vapor se
encuentran en equilibrio; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes
mientras existan ambas. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido
saturado y vapor saturado.
Imaginemos un recipiente en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una
temperatura constante. Si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se evaporará
rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.
Las moléculas de la superficie del líquido que tengan una mayor energía escaparán de la
superficie y pasarán a la fase vapor (evaporación) mientras que las moléculas del vapor chocarán con las
paredes del recipiente y entre sí, perderán energía y caerán al líquido (condensación).
Inicialmente sólo se produce la evaporación, ya que no hay vapor; sin embargo, a medida que la
cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión, en el interior del recipiente se va incrementando
también la velocidad de condensación, hasta que, transcurrido un cierto tiempo, ambas velocidades se
igualan. Llegado este punto, se habrá alcanzado la presión máxima posible (presión de vapor o de
saturación), que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
El equilibrio se alcanzará más rápidamente cuanta mayor sea la superficie de contacto entre el
líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido, del mismo modo que un charco de
agua extenso, pero de poca profundidad, se seca más rápido que uno más pequeño, pero de mayor
profundidad, que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos
para igual presión.
El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia
naturaleza del líquido, de modo que, en general, entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor
a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido.
Sobre la presión de evaporación tiene también una gran influencia la temperatura, ya que las
moléculas aumentan sus energías cinéticas, venciendo así las energías intermoleculares y pasando al
estado de vapor con mayor facilidad, lo que produce un aumento de la presión de vapor.
El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una
temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su
superficie. Esta forma tumultuosa de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un
líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea
ésta.
La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo las condiciones
que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la
vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de
un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su
condensación.
En términos moleculares, tanto el aumento de presión como la disminución de la temperatura
del vapor reducen la distancia media de las moléculas y hacen posible su unión.
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
8.2. Ley de Raoult. Variación de la presión de vapor de las disoluciones.
La Ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una
solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción
molar de cada componente en la solución. La ley debe su nombre al químico Francois Marie Raoult
(1830-1901).
Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución siempre es
menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la presión de vapor de la disolución y
la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución.
Esta relación entre ambos se formula mediante la Ley de Raoult mediante la cual: “la presión
parcial de un disolvente sobre una disolución P1 está dada por la presión de vapor del disolvente puro Po1,
multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución X1”.
P1 = x1 ⋅ P1
0
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una
solución que sólo contenga soluto, se tiene que X1 = 1 - X2, donde X2 es la fracción molar del soluto,
pudiendo escribir la formulación de la ley como:
P1 = (1 − x2 ) ⋅ P1
0
P1 − P1 = ∆P = x2 ⋅ P1
0
0
Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es directamente
proporcional a la concentración del soluto presente
Una vez que los componentes de la solución han alcanzado el equilibrio químico, la presión total
del vapor es:
Psolución = ( P1 ) puro ⋅ x1 + ( P2 ) puro ⋅ x2 + ....
y la presión individual de los componentes gaseosos es:
Pi = ( Pi ) puro ⋅ x1
donde
•
(Pi)puro es la presión de vapor del componente puro
•
Xi es la fracción molar del componente en solución
Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la
solución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de
ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes.
Se cumple sólo para disoluciones ideales no obstante es una buena aproximación cualitativa.
Para que se cumpla al 100% la ley de Raoult es necesario que el líquido sea una disolución ideal y el
vapor una mezcla de gases ideales
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
En equilibrio Liquido - Vapor, la relación que se comporta según la idealidad de la Ley de Raoult
sería la siguiente:
PT ⋅ y1 = x1 ⋅ P1
0
Donde
PT = La presión total del sistema en equilibrio
y1 = Composición en la fase vapor, compuesto 1
x1 = Composición en la fase Liquida, compuesto 1
P10 = Presión de vapor compuesto 1
Ejemplo:
Calcular la presión de vapor del metanol a 40 ºC de una disolución al 20 % p/p en agua. La presión de
vapor del metanol a 40 ºC es 260,5 mm de Hg.
Calculamos la fracción molar del soluto:
xme tan ol
g soluto
20 g
M soluto
32 g / mol
=
=
= 0,123
g soluto
g disolvente
20 g
80 g
+
+
M soluto M disolvente 32 g / mol 18 g / mol
Aplicando la ley de Raoult para determinar la presión de vapor del metanol a 40 ºC:
PA = x A ⋅ P 0 A = 0,123 ⋅ 260,5 = 32 mm Hg
La presión de vapor del metanol en la disolución ha disminuido con respecto a la presión de vapor del
componente puro.
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8.3. Variación del punto de ebullición y disminución del punto de congelación de
las disoluciones.
La presencia de moléculas de soluto en el seno de un disolvente altera las propiedades de éste.
Así, el punto de fusión y el de ebullición del disolvente cambian; su densidad aumenta, su
comportamiento químico se modifica y, en ocasiones, también su color. Algunas de estas propiedades
de las disoluciones no dependen de la naturaleza del soluto, sino únicamente de la concentración de la
disolución, y reciben el nombre de propiedades coligativas.
Entre las propiedades coligativas de las disoluciones se encuentra el aumento del punto de
ebullición y la disminución del punto de congelación respecto a los del disolvente puro.
Este aumento del rango de temperaturas correspondiente al estado líquido, fue descrito por
Raoult, quien estableció que las variaciones observadas en los puntos de ebullición y de congelación de
una disolución eran directamente proporcionales al cociente entre el número de moléculas del soluto y
el número de moléculas del disolvente, o lo que es lo mismo, a la concentración molal.
La molalidad (m) es número de moles de soluto por kilogramo de disolvente (no de disolución).
m=
moles de soluto
Kg de disolvente
La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen
de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen
cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la
temperatura y de la presión, con lo cual se mide con mayor precisión.
En las fórmulas donde interviene la molalidad no influyen cambios de presión y temperatura.
La interpretación de esta ley en términos moleculares es la siguiente: la presencia de moléculas
de soluto no volátiles en el seno del disolvente dificulta el desplazamiento de las moléculas de éste en
su intento de alcanzar, primero, la superficie libre y, luego, el medio gaseoso, lo que se traduce en un
aumento del punto de ebullición. Análogamente, las moléculas de soluto, por su diferente tamaño y
naturaleza, constituyen un obstáculo para que las fuerzas intermoleculares, a temperaturas
suficientemente bajas, den lugar a la ordenación del conjunto en una red cristalina, lo que lleva consigo
una disminución del punto de congelación.
Esto se expresa matemáticamente para el aumento de la temperatura de ebullición.
∆Te = i ⋅ K e ⋅ m
donde: i = número de partículas de disolvente en disolución.
ΔTe = diferencia entre punto ebullición la disolución y el disolvente puro
Ke = constante ebulloscópica = si el disolvente es agua Ke = 0,52 ºC·kg/mol
m = molalidad
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
Para la disminución del punto de congelación tendremos:
∆Tc = − i ⋅ K c ⋅ m
donde: i = número de partículas de disolvente en disolución.
ΔTc = diferencia entre punto congelación de la disolución y el disolvente puro
Ke = constante crioscópica = si disolvente es agua Kc = 1,86 ºC·kg/mol
m = molalidad
EJEMPLO 1:
En 392 g de agua se disuelven 85 gramos de azúcar (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de
congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa = 343 g/mol.
PASO 1: determinar la molalidad de la disolución. La sacarosa sólo da una partícula por mol en
disolución, así i = 1.
m=
moles soluto
g soluto / Pm
85 g sacarosa / 342
=
=
= 0,634m
Kg disolvente Kg disolvente
0,392
PASO 2: Determinar el incremento en el punto de ebullición:
∆Te = K e ⋅ m = 0,52º C ⋅ Kg / mol ⋅ 0,634mol / Kg = 0.329º C
Como el agua hierve a 100 ºC, se suma el valor obtenido a 100 ºC, así:
100 ºC + 0,329 ºC = 100,329 ºC.
PASO 3: Determinar el descenso del punto de congelación.
∆Tc = − K c ⋅ m = − 1,86º C ⋅ Kg / mol ⋅ 0,634mol / Kg = − 1,179º C
Como el agua se congela a 0 ºC, se resta el valor obtenido, así:
0 ºC – 1,179 ºC = - 1,179 ºC
EJEMPLO 2:
Determina el punto de ebullición de una disolución 0,5 molal de CaCl2. La constante crioscópica del agua
es 1,86 ºC.Kg/mol.
Aplicamos las fórmulas anteriores teniendo en cuenta que al disolver CaCl2 en agua produce tres
partículas según:
CaCl2
Ca2+ + 2 Cl-
por tanto i = 3
∆Tc = − i ⋅ K c ⋅ m = − 3 ⋅ 1,86º C ⋅ Kg / mol ⋅ 0,5mol / Kg = − 2,79º C
Como el agua se congela a 0 ºC, se resta el valor obtenido, así:
0 ºC – 2,79 ºC = - 2,79 ºC
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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.
CONSTANTES CRIOSCÓPICAS Y EBULLOSCÓPICAS DE ALGUNOS DISOLVENTES:
Punto
ebullición, ºC
Ke
ºC·Kg/mol
Punto
congelación, ºC
Kc
ºC·Kg/mol
Acido acético
118.0
2.93
16.7
3.9
Acetona
56.0
1.71
- 94,82
2,4
Benceno
80.1
2.53
5.5
5.12
Alcanfor
208.3
5.95
178.4
37.7
Cloroformo
61.2
3.63
- 63.5
-
Alcohol etílico
78.4
1.22
- 114,49
3
Eter etílico
34.6
2.02
- 116,3
1,79
Fenol
181.4
3.56
42.0
7.27
Agua
100.0
0.51
0.00
1.86
Sustancia
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